Ein Ionengitter ist sehr stabil, da sich die Ionen sehr stark festhalten (die Ionenbindung ist sehr stark). Man sagt auch: die Gitterenergie ist sehr groß.

Möchte man die Ionen voneinander trennen, muss man die gleiche Energiemenge (Gitterenergie) dem Salz zufügen - zum Beispiel für den Schmelzvorgang. So schmilzt Natriumchlorid auch erst bei 800°C. Eine glühende Herdplatte hat eine Temperatur von 400°C. Man kann also Speisesalz in einer Pfanne nicht zum Schmelzen bringen.

Auch die Sprödigkeit von Salzen ist durch das Modell erklärbar: Gleiten beim plötzlichen Verformen (z.B. Schlag mit einem Hammer) gleichgeladene Schichten aneinander vorbei, so stoßen sie sich in ihrer Gesamtheit ab - der Kristall bricht, es entstehen glatte Bruchstellen.

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Lang anhaltender, starker Druck auf ein Ionengitter führt allerdings zur Verformung des Gitters. Das Salz verhält sich dann regelrecht plastisch. Dies lässt sich mit diesem Modell nicht so leicht erklären.

Beim Lösevorgang werden die Seiten der Wassermoleküle mit der positiven Partialladung von den Anionen, also im Falle des Natriumchlorids von den Chlorid-Ionen, angezogen. Die Seite eines Wassermoleküls mit der negativen Partialladung wird von den Kationen, also im Falle des Natriumchlorids von den Natrium-Ionen, angezogen.

Modell:

Die Anziehungskraft eines Wassermoleküls reicht nicht aus, um ein Ion aus dem Kristallverband heraus zu brechen. Da sich jedoch stets mehrere Wasser-Moleküle an einem Ion anlagern - besonders an den Ecken des Kristalls - , summiert sich die Anziehungskraft. Schließlich werden die Ionen aus dem Kristallgitter heraus gebrochenen. Dieses "Herausbrechen" benötigt Energie, die als Wärmeenergie dem Lösemittel entzogen wird.

 Der Begriff ist leicht mit Hydratisierung zu verwechseln; vor allem, weil in der englischen Sprache kein Unterschied zwischen Hydratation und Hydratisierung gemacht wird. 

Hydratisierte Ionen:

Nun sind die Ionen durch Wassermoleküle "geschützt". Diese "Hülle" nennt man auch Hydrathülle. Es wirken nach außen nur noch die schwachen Teilladungen der Wassermoleküle. Diese schwachen Anziehungskräfte, die nun nach außen wirken, reichen nicht aus, als dass sich die entgegengesetzt geladenen Ionen wieder anziehen können. Die Ionen "schwimmen" nun also frei beweglich im Wasser rum und können sich verteilen. Da die Ionen selbst so winzig klein sind, können wir sie nicht sehen. Nach dem Lösevorgang des Salzes ist das Salz für uns im Wasser nicht mehr sichtbar.

Modell:

Modell in Formelschreibweise:

Würde man nun solch eine Salzlösung eindampfen oder verdunsten lassen, so gehen die Wassermoleküle in den gasförmigen Zustand über, die Hydrathüllen fallen weg und die Ionen können sich wieder anziehen und ein Ionengitter bilden. Nach dem Verdampfen des Wassers sehen wir wieder das Salz.

Durch das Eindampfen von gesättigten Salzlösungen wurde früher in den Salzsiedereien aus den Solequellen das Speisesalz gewonnen. In südlichen Ländern wird durch Verdunsten von Meerwasser heute noch Speisesalz nach diesem Prinzip gewonnen:

Man kann den Lösevorgang von Natriumchlorid in Wasser mit folgendem "Reaktionsschema" beschreiben:

aqua = lat. Wasser

(aq) = Hydrathülle

(Beachte aber, dass hierbei keine neuen Stoffe entstehen. Der Begriff "Reaktionsschema" ist hier irreführend.)

Zwei Tatsachen führen zum Schmelzen des Eises, wenn man Salz drauf streut:

1. Auf gefrorenem Wasser befindet sich stets eine sehr dünne Schicht von geschmolzenem Eis. Dieser "Wasserfilm" wird auch dann vom Eis nachgebildet, wenn man ihn z.B. mit einem trockenem Lappen wegwischt. Der Chemiker spricht hier von einem dynamischen Gleichgewicht, was immer wieder "eingestellt" wird.
   
   
2. Wenn sich Salz in diesem Flüssigkeitsfilm löst, dann wird dem Flüssigkeitsfilm das Wasser durch Bildung von Hydrathüllen^Lex entzogen. Wegen dem oben angesprochenen dynamischen Gleichgewichtes, schmilzt das Eis weiter, um den Flüssigkeitsfilm wieder "aufzufüllen". 

Es kommt aber noch ein weiterer Effekt hinzu:

Durch das Vorhandensein von Salzteilchen, werden die Wassermoleküle daran behindert, Eiskristalle aufzubauen. Die Folge: Die Wasser-Salz-Lösung gefriert erst bei wesentlich niedrigeren Temperaturen als 0°C. Der Gefrierpunkt des Wassers wird also durch Salz erniedrigt (Gefrierpunktserniedrigung).

Kristallwasser

Zwischen den Ionen eines Ionengitters findet sich bei einigen Salzen genügend Platz für Wassermoleküle. Durch Erwärmen des Salzes kann man dieses so genannte Kristallwasser austreiben.

Ein typisches Beispiel ist das Salz Kupfersulfat, das schöne blaue Kristalle bildet.

Blaues Kupfersulfat (CuSO₄ · 5 H₂O) enthält Kristallwasser. Erhitzt man es, so verdampft das Kristallwasser. Zurück bleibt ein farbloses (weißes) Salz: wasserfreies Kupfersulfat (CuSO₄). Diesen Unterschied kann man sich für einen Wassernachweis zu Nutze machen.

Beachte, dass in der Formel des blauen Kupfersulfates ein "Malzeichen" für das Kristallwassers vorhanden ist.

Hygroskopizität

Es gibt Salze, die sind stark Wasser anziehend. Einige ziehen so viel Wasser aus der Luft (Luftfeuchtigkeit), dass sich das Salz im aufgenommenen Wasser auflöst (z.B. Magnesiumchlorid).

Wasseranziehende Stoffe werden als hygroskopisch bezeichnet.

Natriumchlorid ist selbst nicht hygroskopisch. Das Speisesalz war früher jedoch mit Magnesiumchlorid (siehe oben) verunreinigt und zog daher den Wasserdampf aus der Umgebungsluft an. Daher hatte man früher in einen Salzstreuer Reiskörner (Stärke) zugegeben, die selbst hygroskopisch sind. Das ist nicht mehr nötig, da unser Speisesalz heute viel reiner ist.

Speisesalz, mit Magnesiumchlorid "verunreinigt".